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第3节　元素性质及其变化规律
第1课时　原子半径、元素的电离能及其变化规律
基础过关练
题组一　微粒半径及其变化规律
1.中国科学家首次在月球上发现新矿物,并将其命名为“嫦娥石[(Ca8Y)Fe(PO4)7]”。Y(钇)是金属元素。下列说法不正确的是(　　)　　　　　　　　　　　　　
A.(Ca8Y)Fe(PO4)7是一种磷酸盐
B.离子半径:Ca2+C.在元素周期表中,O、P、Fe均属于s区元素
D.原子半径:O2.(易错题)我国“祝融号”火星车探测发现火星上存在大量黄钾铁矾[KFe(SO4)2·12H2O]及橄榄石矿物(MgxFe2-xSiO4)。下列有关说法正确的是(　　)
A.离子半径:r(Fe3+)B.简单氢化物的稳定性:H2OC.原子半径:r(Si)>r(Mg)>r(O)
D.基态Fe2+的价电子排布式:3d44s2
题组二　元素的电离能及其变化规律
3.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(　　)
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故K的活泼性强于Na
B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子的第一电离能较大
D.对于同一元素来说,各级电离能I14.(经典题)下列状态的铍(Be)中,失去最外层一个电子所需能量最小的是(　　)
A.　 B.　 C.　 D.
题组三　电离能与元素周期律的应用
5.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500 ……
①R的最高正化合价为+3价　②R元素位于元素周期表中第ⅡA族　③R元素第一电离能大于同周期相邻元素　④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
A.①②　　　B.②③　　　C.③④　　　D.①④
6.如图是原子序数为1~19的元素的第一电离能的变化曲线(其中部分元素已经标出第一电离能的数据)。结合元素在元素周期表中的位置,分析图中曲线的变化特点,并回答下列有关问题。
(1)同主族中不同元素的第一电离能变化的规律为　　　　　　　　　　　　　,碱金属元素第一电离能变化的规律与碱金属的活泼性的关系是　　　　　　　　　　　　　。
(2)钙元素的第一电离能的数值范围为　　　　　　　　　　。
(3)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有　　　种。
能力提升练
题组一　微粒半径大小的比较
1.(经典题)X、Y、Z均为元素周期表中前20号元素,Xb+、Yb-、Z(b+1)-三种简单离子的电子层结构相同,下列说法正确的是(　　)　　　　　　　　　　　　　　　
A.原子半径:Z>Y>X
B.离子半径:Yb->Z(b+1)->Xb+
C.Z(b+1)-的还原性一定强于Yb-
D.气态氢化物的稳定性:Hb+1Z>HbY
2.(不定项)同一短周期的主族元素X、Y、Z的部分逐级电离能(I)数据如下表:
I/(kJ· mol-1) I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
X 1 402.3 2 856 4 578.1 7 475.0 9 445 53 267 64 360
Y 1 313.9 3 388.3 5 300.5 7 469.2 10 990 13 327 71 330
Z 1 681.0 3 374.2 6 050.4 8 407.7 11 023 15 164 17 868
下列说法一定正确的是(　　)
A.X、Y、Z在周期表中处于相邻位置,且X的原子序数最大
B.原子半径:X>Y>Z
C.Z的阴离子是短周期元素形成的阴离子中微粒半径最小的
D.基态Z原子的原子核外最外电子层中有7个电子
题组二　微粒半径、电离能与元素周期律综合应用
3.X、Y、Z和W为原子序数依次增大的四种短周期主族元素。X的一种核素可用于测定文物的年代,基态Y原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍,Z是短周期中金属性最强的元素,W的单质为黄绿色气体。下列说法正确的是(　　)
A.第一电离能:X>Y>Z
B.原子半径:r(Z)>r(W)>r(Y)>r(X)
C.Z可与Y形成化合物Z2Y2
D.X的氢化物中不存在非极性共价键
4.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,W原子的最外
层电子数比X原子的最外层电子数少1,X、Y、Z为同一周期元素,X、
Y、Z组成一种化合物(ZXY)2的结构式为。下列说法正确的是(　　)
A.第一电离能:Y>Z>X>W
B.简单离子半径:W>Z>Y
C.简单离子的还原性:Z>Y
D.最简单氢化物的稳定性:X>Y>Z
5.磷酸亚铁锂(LiFePO4)和锰酸锂(LiMn2O4)均可用作锂离子电池正极材料。回答下列问题:
(1)在周期表中,与Li化学性质最相似的邻族元素是　　　　,画出基态O原子的价电子轨道表示式　　　　　　　,基态P原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为　　　　形。
(2)原子核外电子有两种相反的自旋状态,分别用+和-表示,称为电子的自旋磁量子数。基态Mn原子的价电子自旋磁量子数的代数和为　　　　。
(3)P的第一电离能与同周期相邻元素相比大小关系为　　　　(用元素符号和“>”表示),原因是　　　　　　　　　　　　　　。
(4)Fe元素位于周期表的　　区。已知:I3(Mn)=3 248 kJ·mol-1,
I3(Fe)=2 957 kJ·mol-1。第三电离能I3(Mn)>I3(Fe),其主要原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　。
答案与分层梯度式解析
第3节　元素性质及其变化规律
第1课时　原子半径、元素的电离能及其
变化规律
基础过关练
1.C　(Ca8Y)Fe(PO4)7是由金属离子和P构成的磷酸盐,A正确;一般,电子层数越多半径越大,电子层结构相同时,核电荷数越大半径越小,半径:Ca2+2.A　同种元素的简单阳离子价态越高,半径越小,则r(Fe3+)A正确;非金属性:O>S>Si,则简单氢化物的稳定性:H2O>H2S>SiH4,B错误;原子半径:r(Mg)>r(Si)>r(O),C错误;基态Fe2+的价电子排布式为3d6,D错误。
3.B　钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,说明K失电子能力比Na强,所以K的活泼性强于Na,故A正确;同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小,第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但一般第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素,第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素,故B不正确;最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构,失去电子较难,所以其第一电离能较大,故C正确;对于同一元素来说,通常原子失去电子的个数越多,其失电子能力越弱,电离能越大,故D正确。
4.C　
选项 电子排布 所处状态 分析
A 1s22s1 基态Be+ 同种元素的原子,失去第一个电子所需能量小于失去第二个电子所需能量,基态原子所具有的能量小于激发态原子所具有的能量,失去最外层一个电子所需能量最小的是激发态Be原子,选C
B 1s22s2 基态Be原子
C 1s22s12p1 激发态Be原子
D 1s22p1 激发态Be+
5.B　根据题表中元素R的第一至第四电离能可知,R元素原子易失去2个电子,其最外层电子数为2,应为第ⅡA族的Mg元素;①R的最高正化合价为+2价,错误;②R元素位于元素周期表中第ⅡA族,正确;③第ⅡA族元素原子核外电子排布式为ns2,达稳定结构,所以R元素的第一电离能大于同周期相邻元素,正确;④R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2,错误;故选B。
6.答案　(1)随着原子序数的增大,第一电离能逐渐变小　金属越活泼,其第一电离能越小
(2)大于419 kJ·mol-1,小于738 kJ·mol-1
(3)3
解析　(1)由碱金属元素第一电离能的变化可知,同主族元素随着原子序数的增大,第一电离能逐渐减小,金属性逐渐增强。
(2)Ca的第一电离能大于同周期的K的第一电离能(419 kJ·mol-1),同时小于同主族Mg的第一电离能(738 kJ·mol-1)。
(3)氮原子的2p轨道处于半充满状态,较稳定,其第一电离能比O的
大;铍原子的2s轨道处于全充满状态,其第一电离能比B的大,所以第一电离能介于B和N之间的第2周期元素有Be、C、O。
能力提升练
1.C　由Xb+、Yb-、Z(b+1)-三种简单离子的电子层结构相同可知,原子序数X>Y>Z,X位于Y、Z的下一周期,原子半径:X>Z>Y,A错误;电子层结构相同的离子,离子半径随原子序数的增大而减小,所以离子半径:Z(b+1)->Yb->Xb+,B错误;Y、Z位于同一周期,原子序数Y>Z,所以非金属性Y>Z,对应阴离子的还原性Z(b+1)-一定强于Yb-,C正确;元素非金属性越强,对应气态氢化物越稳定,所以Hb+1Z的稳定性弱于HbY,D错误。
2.BD　根据表格中的信息可知,短周期主族元素X的第六电离能剧增,Y的第七电离能剧增,Z的第一到第七电离能之间变化均不大,且X、Y、Z的第一电离能均较高,应为第2周期的三种元素,故X、Y、Z分别为N、O、F。由上述分析可知,N、O、F在周期表中处于相邻位置,且F的原子序数最大,A错误;原子半径:N>O>F,B正确;短周期元素形成的阴离子中微粒半径最小的是H-,C错误;基态F原子核外最外电子层中有7个电子,D正确。
3.C　X、Y、Z和W为原子序数依次增大的四种短周期主族元素,X的一种核素可用于测定文物的年代,则X为C元素;Z是短周期中金属性最强的元素,则Z为Na元素;基态Y原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍,则Y的核外电子排布式为1s22s22p4,Y为O元素;W的单质为黄绿色气体,则W为Cl元素。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大的趋势,同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小,第一电离能:O>C>Na,故A错误;同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,则原子半径:Na>Cl>C
>O,即r(Z)>r(W)>r(X)>r(Y),故B错误;Y为O元素,Z为Na元素,Na可与O形成化合物Na2O2,故C正确;X为C元素,C元素的氢化物可以为甲烷或乙烷等,甲烷中只含有碳氢单键,为极性共价键,乙烷中的碳碳单键为非极性共价键,故D错误。
4.A　X、Y、Z、W 是四种原子序数依次增大的短周期主族元素,X、Y、Z位于同一周期,由化合物(ZXY)2的结构式可知,每个X形成4个共价键,位于ⅣA族,每个Y形成3个共价键,位于ⅤA族,每个Z形成2个共价键,位于ⅥA族,W的最外层电子数比X的最外层电子数少1,则W最外层电子数为3,为Al元素,结合原子序数大小可知X为C元素、Y为N元素、Z为O元素。同周期主族元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的2p轨道为半充满稳定结构,其第一电离能大于O,则第一电离能由大到小的顺序为Y>Z>X>W,故A正确;电子层结构相同的离子,随核电荷数的增大,离子半径逐渐减小,则铝离子、氧离子和氮离子中,铝离子的半径最小,故B错误;元素的非金属性越强,单质的氧化性越强,对应简单离子的还原性越弱,则氮离子的还原性强于氧离子,故C错误;CH4、NH3、H2O中, H2O的稳定性最强,故D错误。
5.答案　(1)镁(或Mg)　　哑铃
(2)+或-
(3)P>S>Si　同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,但P的3p轨道是半充满的,比较稳定,第一电离能较高
(4)d　Mn2+的价电子排布式是3d5,为半充满稳定状态,较难失去电子,而Fe2+失去3d6上的一个电子变为3d5,轨道半充满时稳定性增强
解析　(1)根据对角线规则,某些主族元素与右下方相邻周期的主族元素的性质相似,所以与Li化学性质最相似的邻族元素应是第3周期ⅡA族的Mg元素;O元素位于第2周期ⅥA族,基态O原子的价电子排布式为2s22p4,轨道表示式为;P元素位于第3周期ⅤA族,基态P原子的核外最外层电子占据的最高能级是3p能级,p轨道电子云轮廓图为哑铃形。(2)Mn元素位于第4周期ⅦB族,其价电子排布式为3d54s2,4s轨道处于全充满状态,3d轨道处于半充满状态,3d的5个轨道中电子自旋方向相同,所以价电子自旋磁量子数的代数和应为5×(+)=+或者5×(-)=-。(3)同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大的趋势,而基态P原子的电子排布式是[Ne]3s23p3,3p轨道是半充满的,比较稳定,较难失去电子,则第一电离能比同周期相邻元素的大,所以第一电离能大小顺序是P>S>Si。(4)Fe元素为第Ⅷ族元素,位于元素周期表的d区。Mn2+的价电子排布式为3d5,Fe2+的价电子排布式为3d6,Mn2+的3d轨道为半充满状态,较稳定,更难失去电子。
2(共29张PPT)
1.影响因素

必备知识 清单破
知识点 1 原子半径及其变化规律
第3节 元素性质及其变化规律
2.原子半径的变化规律及应用
(1)同周期主族元素从左到右

(2)同主族元素自上而下

(3)位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线附近的元素,其原子获得或失去电子的
能力都不强。
3.微粒半径大小的比较【具体内容见定点1】
1.电离能的概念及其分类
(1)概念:气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。符号为I,单位为kJ·
mol-1。
(2)各级电离能的关系
M(g) M+(g)
M2+(g) M3+(g)……
2.电离能变化规律及其应用【具体内容见定点2】
同周期元素从左到右,第一电离能呈增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元
素的第一电离能最小;同主族元素从上到下,第一电离能逐渐减小。
知识点 2 元素的电离能及其变化规律
知识拓展　电子亲和能
(1)定义
元素的气态原子(或离子)获得一个电子所放出的能量称为电子亲和能。常用符号E表示,单
位为kJ·mol-1。E1表示第一电子亲和能,E2表示第二电子亲和能。
(2)电子亲和能与能量变化关系
习惯上规定,体系放出能量时电子亲和能为正,体系吸收能量时电子亲和能为负。如A(g)+e-
A-(g) E1,通常,碱金属元素的E1为正值。
(3)电子亲和能的影响因素
电子亲和能的大小取决于原子核对外层电子的吸引以及电子和电子之间的排斥这两个相反
的因素。
①一般随着原子半径的减小,原子核对核外电子的吸引作用增强,电子亲和能增大。例如:E1
(B)②如果原子半径的减小使核外电子的密度增大很多,电子之间的排斥作用增强,则可能使电
子亲和能减小。因此,无论在同一周期还是同一族中,元素的电子亲和能没有表现出简单的
变化规律。
1.电负性
(1)概念:元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准:选定氟的电负性为4.0,并以此为标准确定其他元素的电负性。
2.电负性的变化规律
(1)同一周期,从左到右,主族元素的电负性递增。
(2)同一主族,自上而下,元素的电负性递减。
3.电负性的应用【具体内容见定点3】
知识点 3 元素的电负性及其变化规律
知识辨析
1.同周期中稀有气体元素第一电离能最大,这种说法正确吗
2.钾的第一电离能比镁的第一电离能大,这种说法正确吗
3.非金属性越强的元素,电负性越小,这种说法正确吗
4.金属活动性顺序中金属越活泼其第一电离能越小,这种说法正确吗
5.电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径,这种说法正确吗
6.因为同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,所以第一电离能一定逐渐增大,这种说
法正确吗
一语破的
1.正确。稀有气体元素各原子轨道电子达到稳定结构,不容易失去最外层一个电子,同周期中
第一电离能最大。
2.不正确。I1(Na)>I1(K),I1(Mg)>I1(Na),故I1(Mg)>I1(K)。
3.不正确。非金属性越强的元素,吸引电子的能力越强,电负性越大。
4.不正确。金属的活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力,而金属元
素的第一电离能表示的是金属元素的基态原子在气态时失去一个电子的难易程度,二者对应
的条件不同,所以金属的活动性顺序与金属元素第一电离能的大小顺序不完全一致。如第一
电离能:NaNa。
5.不正确。电子层数多的元素的原子半径不一定大于电子层数少的元素的原子半径,如原子
半径Li>Cl。
6.不正确。同一周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,但某些元素原子具有全充满
或半充满的电子排布,比较稳定,如VA族N、P元素原子的最外层p轨道为半充满状态,ⅡA族
Be、Mg元素原子的最外层s轨道为全充满状态,所以它们的第一电离能大于同周期相邻元素
原子。

1.规律
(1)同周期主族元素中,核电荷数越大,原子半径越小,如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)。
(2)同主族元素中,电子层数越多,原子半径越大,如r(F)(3)同种元素的离子,离子价态越高,半径越小,如r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H-)>r(H+)。
2.方法技巧
(1)先看电子层数,一般电子层数越多,半径越大。
(2)电子层数相同时,一般核电荷数越大,半径越小。
(3)电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大,如r(S2-)>r(S)。
定点 1 微粒半径大小的比较
关键能力 定点破
典例 下列有关微粒半径的大小比较错误的是 (　 )
A.K>Na>Li　　B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F-　　D.Cl->F->F
C
思路点拨 弄清微粒的电子层数、核电荷数大小,同时可以通过电子数或核电荷数相同的微
粒做参照物来比较微粒半径的大小。
解析 同一主族元素,从上到下原子半径逐渐增大,A正确。核外电子排布相同的离子,核电
荷数越大,半径越小,B正确。半径大小应为Mg2+Cl->F-;F-比F多一个电子,半径:F->F,D正确。
方法技巧 比较核电荷数、电子层数、电子数皆不相同的微粒的半径时,选择一种参照微粒
进行比较,如r(K+)与r(Mg2+)的比较,可选择Na+为参照微粒。

1.元素第一电离能变化规律
(1)元素第一电离能的变化图示

定点 2 电离能变化规律及其应用
(2)第一电离能的反常现象
电离能反映元素原子的核外电子排布特点,当原子的核外电子排布是全空(如p0、d0、f0)、半
充满(如p3、d5、f7)和全充满(如p6、d10、f14)状态时,原子处于能量较低状态,失电子所需能量较大,所以第一电离能就会反常得大,ⅡA族元素原子满足ns2、ⅤA族元素原子满足ns2np3,故它们的第一电离能一般大于同周期相邻元素。
(3)过渡元素的第一电离能的变化不太规则。对于同一周期的过渡元素,从左到右随着原子
序数的增加,第一电离能总体上略有增加。
2.逐级电离能变化规律
(1)同一原子的逐级电离能越来越大
　　元素的一个气态的基态原子失去一个电子,变成气态基态离子后,半径减小,原子核对电
子的吸引力增大,所以失去第二个、第三个电子更加不易,所需要的能量依次增大。
(2)当某一级电离能突然变得很大时,说明电子层发生了变化,即失去不同电子层的电子,元素
的电离能有很大的差距。下表是钠、镁、铝的部分电离能:
元素 Na Mg Al
电离能/ (kJ·mol-1) I1 496 738 577
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
3.电离能的应用
(1)判断元素金属性与非金属性的强弱:一般情况下,除0族元素外,元素的第一电离能越小,气
态基态原子越容易失去电子,元素的金属性越强;元素的第一电离能越大,气态基态原子越难
失去电子,元素的非金属性越强(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)。
(2)判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能):如果某元素的In+1 In,则该元素的常见化合
价为+n价。例如,钠元素的I2 I1,故钠元素的常见化合价为+1价。
(3)判断核外电子的分层排布情况:多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律
性,当电离能出现突变时,电子层数就可能发生变化。
1.判断元素金属性、非金属性强弱
判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性。

定点 3 元素电负性的应用
注意事项 不能把电负性2作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
2.判断共价化合物中元素化合价的正负
电负性大的元素易呈现负价,电负性小的元素易呈现正价,即在共价化合物中,共用电子对偏
向电负性大的元素。如H2O中,H的电负性为2.1,O的电负性为3.5,则氢元素显正价,氧元素显
负价。
3.判断化学键和化合物的类型

注意事项 ①电负性差值大于1.7的两种元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性差值为1.9,但HF为共价化合物;②电负性差值小于1.7的两种元素不一定都形成共价化合物,如H的电负性与Na的电负性差值为1.2,但NaH为离子化合物。
4.对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的,这种
相似性被称为对角线规则。符合此规则的三组元素有:Li-Mg、Be-Al、B-Si,因为它们的电负性接近,所以它们对键合电子的吸引力相当,表现出的性质相似。如Be和Al,二者的电负性都为1.5,二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。
归纳提升　比较元素电负性大小的方法
(1)根据同一周期、同一主族的递变规律。
(2)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
(3)二元化合物中,显负价的元素的电负性更大。
(4)不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种元素位于同主
族,与另外一种元素位于同周期)作为参照物。
典例 已知H、S、N、Al、Cl、Si六种元素的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。
某有机化合物X的结构简式为 ,下列有关说法正确的是 (　 )
A.X中H和N的共用电子对偏向H
B.X中S和N的共用电子对偏向N
C.AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D.在化合物SiH4中,Si的化合价是-4价
B
思路点拨 根据电负性的大小判断共价化合物中电子对的偏向、元素化合价的正负、化合
物的类型。
解析 根据N元素的电负性大于H元素的电负性可知,H和N的共用电子对偏向N,A错误;根据
N元素的电负性大于S元素的电负性可知,S和N的共用电子对偏向N,B正确;AlCl3中Al和Cl的
电负性差值为1.5,小于1.7,AlCl3是共价化合物,同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物,C错误;Si
元素的电负性小于H元素的电负性,在SiH4中Si的化合价是+4价,H为-1价,D错误。
情境探究
学科素养 情境破
素养 宏观辨识与微观探析——新情境下原子结构与性质的应用
储氢材料是一类能吸收和释放氢气的材料。配位金属氢化物是一种储氢容量比较高的化合
物,可作为优良的储氢介质。Ti(BH4)3是一种配位金属氢化物,可由TiCl4和LiBH4反应制得。
问题1　基态Ti3+的未成对电子有几个 Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序是什么
提示 钛是22号元素,基态Ti3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d1,未成对电子数为1;Li和H同
主族,Li和B同周期,由元素周期律可知,锂元素的电负性最小,B 中硼显+3价,氢显-1价,说明
氢的电负性比硼大,则电负性由大到小的排列顺序为H>B>Li。
问题2　金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH常用作干燥剂、氢气发生剂、有
机合成还原剂等。LiH中,Li+和H-谁的半径大
提示 Li+和H-具有相同的电子层结构,核电荷数:Li>H,则离子半径:Li+问题3　某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如下表所示:
I1/(kJ·mol-1) I2/(kJ·mol-1) I3/(kJ·mol-1) I4/(kJ·mol-1) I5/(kJ·mol-1)
738 1 451 7 733 10 540 13 630
M是什么元素
提示 该元素的第三电离能剧增,则该元素容易失去2个电子,该元素为第ⅡA族元素Mg。
典例呈现
例题 我国科研人员发现了一种新型超导体,化学式为Bi3O2S2Cl,由[Bi2O2]2+和[BiS2Cl]2-交替堆
叠构成。已知Bi位于第6周期ⅤA族,下列有关说法错误的是(　 )
A.Bi的价电子排布式为5d106s26p3
B.有关元素的电负性:O>Cl>S
C.Bi3O2S2Cl属于含共价键的离子化合物
D.该新型超导体的组成元素全部位于元素周期表p区
A
素养解读 本题以“新型超导体”为情境素材,考查元素原子价电子排布、电负性的比较以
及元素周期表的分区等知识,提升学生学以致用的能力,培养证据推理与模型认知的化学学
科核心素养。
信息提取 Bi位于第6周期ⅤA族,ⅤA族元素原子的价电子排布式为ns2np3,Bi的价电子排布
式为6s26p3;Bi3O2S2Cl由[Bi2O2]2+和[BiS2Cl]2-交替堆叠构成,故Bi3O2S2Cl属于含共价键的离子化
合物。
解题思路 Bi的价电子排布式为6s26p3,A错误;一般同周期主族元素从左到右,电负性逐渐变
大,电负性:Cl>S,在ClO2中氧为负价,则电负性:O>Cl,故电负性:O>Cl>S,B正确;Bi3O2S2Cl由
[Bi2O2]2+和[BiS2Cl]2-交替堆叠构成,[Bi2O2]2+和[BiS2Cl]2-内含共价键,Bi3O2S2Cl属于含共价键
的离子化合物,C正确;Bi、O、S、Cl都是p区元素,D正确。
思维升华
新情境下原子结构与性质问题的思维方法
(1)先根据材料或题目信息确定具体元素和元素在元素周期表中的位置,然后根据元素在元
素周期表中的位置及元素周期律对元素及其化合物的结构或性质进行比较,得出答案。
(2)解答相关题目,关键是看清题目要求,重点注意:基态原子的电子排布式或轨道表示式、基
态原子的价电子排布式或轨道表示式、简化电子排布式的书写,电子式的书写,离子化合物
和共价化合物的判断,结构简式、结构式的区别等。第2课时　电负性的变化规律及元素周期律的综合应用
基础过关练　　　　　　　　　
题组一　电负性的变化规律
1.下列有关电负性的说法中正确的是(　　)
A.主族金属元素的电负性比过渡金属元素的电负性更小
B.主族元素原子的电负性越大,其第一电离能也越大
C.在元素周期表中,同一周期主族元素的电负性从左到右递增
D.形成化合物时,元素的电负性越大,吸引电子的能力越强,越容易显正价
2.钙是生物圈内分布最广泛的元素之一,正常人体内含有1 000~1 200 g的钙。根据下表五种元素的电负性的值,判断钙元素的电负性值的最小范围(　　)
元素 Na Mg Al Si K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 0.8
A.小于0.8
B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间
D.在0.8与1.5之间
3.(经典题)下列四种元素的基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3　④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是(　　)
A.第一电离能:④>③>②>①
B.原子半径:①>②>③>④
C.电负性:④>③>②>①
D.最高正化合价:④>③=②>①
题组二　电负性的应用
4.电负性是由美国化学家鲍林提出的。下列不能根据元素电负性判断的是(　　)
A.元素原子的得电子能力
B.形成化合物中元素的化合价正、负
C.不同元素之间形成的化学键类型
D.氢化物水溶液的酸性
5.碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。
(1)第2周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是　　　　。
(2)从电负性角度分析,C、O和Si元素的非金属性由强到弱的顺序为　　　　　　。
(3)CH4中共用电子对偏向C,SiH4中共用电子对偏向H,则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为　　　　　　。
(4)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是　　　　　　　　　,Ge的最高价氯化物的化学式是　　　　　　。该元素可能具有的性质或应用是　　　　(填字母)。
A.是一种活泼的金属元素
B.其电负性大于硫
C.其单质可用作半导体材料
D.锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳
(5)Br与Cl以　　　　(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl,BrCl分子中,　　　　显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(6)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期主族元素,A2-和B+具有相同的电子层结构;C、D为同周期元素,C原子核外电子总数是最外层电子数的3倍;D元素原子最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性由大到小的顺序是　　　　　　(填元素符号)。
题组三　元素周期律的综合应用
6.元素B、C、N、O、F的某性质递变规律如图所示:
某性质代表(　　)
A.原子半径
B.元素的第一电离能
C.元素的电负性
D.简单氢化物的稳定性
7.元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价电子排布式为nsn-1npn+1,下列说法不正确的是(　　)
X
Z Y
A.Y在周期表中位于第3周期ⅥA族
B.X所在周期中所含非金属元素种类最多
C.最高价氧化物对应的水化物酸性:ZD.X、Y、Z元素的电负性:X8.已知X、Y为第3周期元素,且电负性X>Y,下列说法正确的是(　　)
A.第一电离能Y一定小于X
B.简单氢化物的稳定性:X>Y
C.最高价含氧酸的酸性:Y>X
D.X和Y形成化合物时,X显正价,Y显负价
9.已知W、X、Y、Z均为短周期元素,常温下它们的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01 mol·L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.电负性:XB.简单气态氢化物的热稳定性:YC.简单离子半径:Z>Y>W>X
D.化合物X2Y2中含有极性共价键和非极性共价键
10.X、Y、Z、W、Q、R均为元素周期表前4周期元素,原子序数依次增大,其相关信息如下:
X元素的基态原子中,电子分布在三个不同的能级,且每个能级的电子总数相等
Y原子的2p轨道有3个未成对电子
Z元素的族序数是其周期数的3倍
W原子的第一至第六电离能分别为 I1=577 kJ·mol-1　I2=1 817 kJ·mol-1 I3=2 745 kJ·mol-1　I4=11 575 kJ·mol-1 I5=14 830 kJ·mol-1　I6=18 376 kJ·mol-1
Q为前4周期中电负性最小的元素
R元素位于元素周期表的第11列
请回答下列问题:
元素X、Y、Z中电负性由大到小的顺序为　　　　　　(填元
素符号,下同),第一电离能最大的为　　　　　　。
(2)基态W原子的价电子轨道表示式为　　　　　　　;基态Q原子核外电子占据最高能级的电子云轮廓图为　　　　　形。
(3)R在元素周期表中的位置是　　　　　　　,属于　　　　　区,基态R原子的电子排布式为　　　　　　。
能力提升练　　
题组一　元素性质及其变化规律
1.(易错题)已知X、Y是短周期的两种元素,下表中由条件得出的结论一定正确的是(　　)
选项 条件 结论
A 若原子半径:X>Y 原子序数:XB 若常见化合物XnYm中Y显负价 元素的电负性:XC 若元素原子的价电子数:X>Y 元素的最高正化合价:X>Y
D 若X、Y原子最外层电子数分别为1、7 元素的第一电离能:X>Y
2.A、B元素为短周期主族元素,A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,下列叙述错误的个数有(　　)
①原子半径:A>B　
②离子半径:A>B　
③原子序数:A>B　
④原子最外层电子数:A>B　
⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等
⑥A的电负性小于B的电负性　
⑦A的第一电离能大于B的第一电离能
A.2个　　B.3个　　C.4个　　D.5个
题组二　“位、构、性”的综合应用
3.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示,下列叙述不正确的是(　　)
A.第一电离能X大于Y
B.Z的电负性小于W
C.简单离子半径由大到小的顺序为W>Z>X>Y
D.X的单质可分别与Z、W的单质发生氧化还原反应
4.Vilsmeier试剂是有机反应中的一种重要原料,可由以下反应生成:
W、X、Y、Z、Q为短周期主族元素且三个短周期均有分布,五种元素中X的电负性最大,Y的单质在空气中含量最多,Z在自然界中形成的化合物种类最多,W元素的一种核素不含中子,该五种元素的原子在上述有机物结构中均达到稳定结构。回答以下问题:
(1)写出各元素的元素符号:W　　　　;X　　　　;Y　　　　;Z　　　　;Q　　　　。
(2)基态Y原子的核外价电子轨道表示式为　　　　　　;基态X原子中未成对电子数为　　　　。
(3)基态X、Y、Z原子的第一电离能从大到小的排序为　　　　(用元素符号表示),理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)下列说法正确的是　　　　。
A.电负性:YB.Q2X中,X为-2价
C.基态Q原子有17种能量不同的电子
D.W、Y、Q三种元素可以组成离子化合物
(5)实验室用Cu和HNO3制备化合物YX的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
答案与分层梯度式解析
第2课时　电负性的变化规律及元素
周期律的综合应用
基础过关练
1.C　主族金属元素的电负性不一定比过渡金属元素的电负性小,如Ge的电负性大于Mn,故A错误;同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大,但第一电离能呈增大的趋势,故B错误,C正确;形成化合物时,元素的电负性越大,吸引电子的能力越强,越容易显负价,故D错误。
2.C　
故Ca元素的电负性的值在0.8与1.2之间。
3.A　根据四种元素基态原子的电子排布式可知,①是S元素,②是P元素,③是N元素,④是F元素。第一电离能:F>N>P>S,即④>③>②>①,A正确;原子半径:P>S>N>F,即②>①>③>④,B错误;电负性:F>N>S>P,即④>③>①>②,C错误;F元素没有正化合价,S元素的最高正化合价为+6价,P、N元素的最高正化合价为+5价,所以最高正化合价:①>②=③,D错误。
归纳总结　电负性大小的判断方法
(1)根据位置判断。一般,同一周期主族元素的电负性从左到右逐渐增大,同一主族元素的电负性从上到下逐渐减小。
(2)根据元素种类判断。一般金属元素的电负性<非金属元素的电负性。金属元素的电负性越小,金属越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属越活泼。
(3)根据化合价判断。一般,化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的电负性,如HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl。
(4)根据化学键类型判断。一般情况下,电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
4.D　氢化物水溶液的酸性与电负性无必然关系,D错误。
5.答案　(1)碳(或C)　(2)O>C>Si　(3)C>H>Si　(4)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2　GeCl4　C　(5)共价　Br　BrCl+H2OHCl+HBrO　(6)O>Cl>P>Na
解析　(1)基态Ni原子的价电子排布式为3d84s2,原子中含有2个未成对电子,第2周期元素基态原子中含有2个未成对电子的有C和O,而O的电负性大于C。(2)非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。(3)元素的电负性越大,吸引共用电子对能力越强,共用电子对偏向该元素原子,根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C>H>Si。(4)锗是32号元素,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2。Ge的价电子数为4,则最高价为+4价,其最高价氯化物的化学式是GeCl4。Ge是一种金属元素,但最外层电子数为4,金属性不强,A错误;硫是较活泼的非金属元素,电负性:S>Si>Ge,故锗的电负性小于硫,B错误;锗单质可用作半导体材料,C正确;锗的电负性和第一电离能均小于碳,D错误。(5)电负性:BrCl>P>Na。
6.B　同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的2p能级为半充满稳定状态,其第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能:B7.D　Y元素原子的价电子排布式为nsn-1npn+1,其中n-1=2,解得n=3,所以Y是S元素,则Z是P元素,X是F元素。S元素在周期表中的位置是第3周期ⅥA族,故A正确;F位于第2周期,第2周期中所含非金属元素种类最多,故B正确;非金属性:S>P,则最高价氧化物对应的水化物酸性:H3PO48.B　X、Y为同周期元素,且电负性X>Y,则原子序数X>Y,非金属性X>Y。同周期自左而右主族元素的第一电离能呈增大趋势,当最高能级处于半充满、全充满稳定状态时,第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能Y可能大于X,如P>S,故A错误;元素的非金属性越强,简单氢化物越稳定,则简单氢化物的稳定性:X>Y,故B正确;元素的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强,最高价含氧酸的酸性:X>Y,故C错误;电负性大的元素在化合物中易呈现负价,所以X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,故D错误。
9.B　由题图可知,常温下,W和Z的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01 mol·L-1)的pH为2,则W和Z的最高价氧化物对应的水化物为一元强酸,W原子序数小于Z,则W为N,Z为Cl;常温下,Y的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度为0.01 mol·L-1)的pH为1,则Y的最高价氧化物对应的水化物为二元强酸,Y为S;常温下,X的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度为0.01 mol·L-1)的pH为12,则X的最高价氧化物对应的水化物为一元强碱,X为Na。电负性:S<
Cl,A错误;非金属性:SCl->N3->Na+,C错误;化合物Na2S2中含有离子键和非极性共价键(S—S键),D错误。
10.答案　(1)O>N>C　N　(2)　球
(3)第4周期ⅠB族　ds　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
解析　X、Y、Z、W、Q、R均为元素周期表前4周期元素,且原子序数依次增大。X元素的基态原子中,电子分布在三个不同的能级,且每个能级的电子总数相等,则X原子的核外电子排布式为1s22s22p2,X为碳元素;Y原子的2p轨道有3个未成对电子,原子的核外电子排布式为1s22s22p3,则Y为氮元素;Z元素的族序数是其周期数的3倍,Z处于第2周期,最外层电子数为6,则Z为氧元素;Q为前4周期中电负性最小的元素,即K元素;W原子的第四电离能剧增,且其原子序数大于氧元素小于K元素,则W为铝元素;R元素位于周期表第11列,R位于第4周期,为铜元素。(1)同周期主族元素随原子序数增大电负性逐渐增大,所以电负性O>N>C;同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,但N的2p能级有3个电子,处于半充满状态,其第一电离能比O的大,所以第一电离能:N>O>C。 (2)W为Al元素,其原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p1,所以其价电子的轨道表示式为;Q为K元素,基态K原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,核外电子占据的最高能级为4s,s轨道的电子云轮廓图为球形。(3)R为铜元素,Cu在元素周期表中的位置为第4周期ⅠB族,属于ds区元素,基态Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
能力提升练
1.B　若X、Y位于同周期,原子半径X>Y,则原子序数XY,则原子序数可能为X>Y,A错误。化合物XnYm中Y显负价,说明电负性:X2.C　A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,说明A位于B的下一周期。①A位于B的下一周期,且A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,原子半径A>B,正确;②A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,电子层结构相同,核电荷数越小,离子半径越大,所以离子半径B>A,错误;③A位于B的下一周期,原子序数A>B,正确;④当原子最外层电子数小于4时易失电子,形成阳离子,当最外层电子数大于4时易得电子,形成阴离子,所以最外层电子数A>B不成立,错误;⑤由题给信息无法判断A的正价与B的负价绝对值关系,错误;⑥A能形成阳离子,说明A易失电子,金属性较强,电负性较小,B能形成阴离子,说明B易得电子,非金属性较强,电负性较大,A的电负性小于B的电负性,正确;⑦A位于B的下一周期,A形成阳离子,B形成阴离子,说明A更易失电子,第一电离能较小,错误;故选C。
3.C　依据题图可知元素X、Y、W、Z分别为Mg、Al、O、N元素。Mg的第一电离能大于Al,A正确;O的非金属性强于N,所以N的电负性小于O,B正确;Mg、Al、O、N的简单离子半径由大到小的顺序为r(N3-)>r(O2-)>r(Mg2+)>r(Al3+),C错误;Mg可分别与N2、O2发生氧化还原反应生成Mg3N2、MgO,D正确。
4.答案　(1)H　O　N　C　Cl　(2)　2　(3)N>O>C　同周期主族元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,氮原子的2p轨道为半充满稳定状态,元素的第一电离能大于同周期相邻元素　(4)BD
(5)3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
解析　W、X、Y、Z、Q为短周期主族元素且三个短周期均有分布,Y的单质在空气中含量最多,则Y为N元素;Z在自然界中形成的化合物种类最多,则Z为C元素;W元素的一种核素不含中子,则W为H元素;五种元素的原子在题给有机物中均达到稳定结构,由结构图可知,X形成2个共价键,Q能形成带1个单位负电荷的阴离子,五种元素中X的电负性最大,则X为O元素、Q为Cl元素。(1)由上述分析可知,W为H元素,X为O元素,Y为N元素,Z为C元素,Q为Cl元素。(2)氮元素的原子序数为7,基态原子的价电子排布式为2s22p3,价电子轨道表示式为;氧元素的原子序数为8,基态原子的价电子排布式为2s22p4,原子中未成对电子数为2。(3)同周期主族元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,氮原子的2p轨道为半充满稳定状态,N元素的第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。(4)同周期从左到右主族元素的电负性依次增大,则氮元素的电负性大于碳元素,故A错误;氧元素的电负性大于氯元素,则Cl2O分子中氧元素显-2价,故B正确;氯元素的原子序数为17,基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5,则氯原子有5种能量不同的电子,故C错误;H、N、Cl三种元素可以形成离子化合物NH4Cl,故D正确。(5)铜与稀硝酸反应生成硝酸铜、一氧化氮和水,反应的化学方程式为3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O。
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